Reacciones ácido-base

Reacciones ácido-base

1 Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H + CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) ácido base ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H + debe poseer un par de electrones no compartidos. H H + H + + :N H H N H H H Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE ph. Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) K w = [H 3 O + ][OH ] ph = log [H 3 O + ] poh = log [OH ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = 1.10-14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo] log 1.10-14 = log [H 3 O + ] log [OH ] 14 = ph + poh

Agua pura: [H 3 O + ] = [OH ] ; [H 3 O + ] = 10-7 ph = 7 [OH ] = 10-7 poh = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH ] ph = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH ] ph < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH ] ph > 7 ácida 7 básica ph

3 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. HA(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A (aq) [A ][H O [HA] 3 Ka = Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será K a (menor pk a ) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO 3, HClO 4,...) se encuentra totalmente disociado (K a >> 1, K a ) + ]

Análogamente con las bases: B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH (aq) K b + [BH ][OH = [B] Constante de basicidad ] Mayor fuerza de una base: mayor será K b (menor pk b ) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH,...) se encuentra totalmente disociada (K b >> 1, K b ) En el caso de un par ácido-base conjugado, K a y K b están relacionadas B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH (aq) [BH ][OH ] [H O ] K b = ] + + 3 = + [B] [H3O K K w a K w = K a K b

4 HIDRÓLISIS. Comportamiento ácido base de las sales Neutras Ácidas Básicas Cómo determinarlo de forma cualitativa? 1. Disociar la sal en sus iones 2. Identificar su procedencia 3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar 4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

4.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra

4.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil [p.ej.: NH 4 Cl] NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4+ (aq) + Cl (aq) Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza Procede de una base débil (NH 3 ). Se hidroliza NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Disolución ácida + [NH3][H3O ] + K h = = Ka (NH4 ) = + [NH ] 4 K b K w (NH 3 )

4.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte [p.ej.: CH 3 COONa] CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO (aq) + Na + (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Procede de un ácido débil (CH 3 COOH). Se hidroliza CH 3 COO (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH (aq) Disolución básica [CH3COOH][OH ] K h = = K b(ch3coo ) = [CH COO ] 3 K a K w (CH COOH) 3

4.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil [p.ej.: NH 4 CN] Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza NH 4 CN (s) H 2 O NH 4+ (aq) + CN (aq) Procede de una base débil (NH 3 ). Se hidroliza Si K h (catión) > K h (anión) Disolución ácida Si K h (catión) < K h (anión) Disolución básica Si K h (catión) = K h (anión) Disolución neutra [Para el NH 4 CN: disolución básica]

5 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. Para muchos procesos, el control del ph resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que mantienen un ph aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH 3 COOH/CH 3 COONa)

Cómo calcular el ph de una disolución tampón? Cómo estimar aproximadamente el ph de una disolución tampón? ph = pk a [A ] + log [HA] eq eq ph = pk + a [base] log [ácido] eq eq Exacta Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas, comparadas con las iniciales. Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio se pueden aproximar por las concentraciones iniciales. ph + [base] Ecuación de o = pka log Aproximada [ácido] o Henderson-Hasselbalch

Características importantes de una disolución amortiguadora: * Su ph depende de K a y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede agregar a un tampón antes de que el ph comience a cambiar de modo apreciable. De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando ph = pk a )

6 Clasificación de los trastornos del equilibrio ácido-base La concentración de H + puede alterarse bien por aumento o por disminución. Estas alteraciones pueden deberse a una modificación primaria de la presión de CO 2 (causa respiratoria) o de la concentración de bicarbonato (causa metabólica). Las situaciones en que la [H + ] tiende a disminuir alcalosis, en las que tiende a aumentar acidosis

Sistema Buffer o amortiguador Los sistemas acido-base conjugados con capacidad de amortiguación consistente en eliminar o regenerar H + según las características del medio en los líquidos orgánicos son: Ac. Carbónico/Bicarbonato: (H 2 CO 3 /HCO 3- ) Fosfatos H 2 PO 4- /HPO 4 = Diversas proteínas

»Muchas gracias por su atención»lic. Gustavo Audia